Reacción química de combustión. Tipos de reacciones químicas

Casi todos los días todos tenemos que enfrentarnos a una u otra manifestación del proceso de combustión. En nuestro artículo queremos contar con más detalle qué características incluye este proceso desde un punto de vista científico.

Es el componente principal del proceso del fuego. Un incendio comienza con el inicio de la combustión, su intensidad de desarrollo suele ser el camino recorrido por el fuego, es decir, la velocidad de combustión, y la extinción finaliza con el cese de la combustión.

Se suele entender por combustión una reacción exotérmica entre un combustible y un comburente, acompañada de al menos uno de los tres factores siguientes: llama, incandescencia, formación de humo. Debido a la complejidad del proceso de combustión, esta definición no es exhaustiva. No tiene en cuenta características tan importantes de la combustión como la rápida aparición de la reacción exotérmica subyacente, su naturaleza autosostenida y la capacidad del proceso para autopropagarse a través de la mezcla combustible.

La diferencia entre una reacción redox exotérmica lenta (corrosión del hierro, descomposición) y la combustión es que esta última ocurre tan rápidamente que el calor se produce más rápido de lo que se disipa. Esto provoca un aumento de la temperatura en la zona de reacción de cientos e incluso miles de grados, un brillo visible y la formación de una llama. En esencia, así es como se forma la combustión en llamas. Si se libera calor pero no hay llama, entonces este proceso se llama combustión lenta. En ambos procesos se produce un aerosol de combustión completa o incompleta de sustancias. Vale la pena señalar que cuando algunas sustancias se queman, la llama no es visible y tampoco se emite humo; entre estas sustancias se encuentra el hidrógeno; Las reacciones demasiado rápidas (transformación explosiva) tampoco se incluyen en el concepto de combustión.

Una condición necesaria para que se produzca la combustión es la presencia de una sustancia inflamable, un oxidante (en un incendio, su papel lo desempeña el oxígeno en el aire) y una fuente de ignición. Para que se produzca una combustión directa, deben existir condiciones críticas en cuanto a la composición de la mezcla combustible, la geometría y temperatura del material combustible, la presión, etc. Después de que se produce la combustión, la propia llama o la zona de reacción actúa como fuente de ignición.

Por ejemplo, el oxígeno puede oxidar el metano liberando calor a alcohol metílico y ácido fórmico a 500-700 K. Sin embargo, para que la reacción continúe, es necesario reponer calor debido al calentamiento externo. Esto no es combustión. Cuando la mezcla de reacción se calienta a una temperatura superior a 1000 K, la velocidad de oxidación del metano aumenta tanto que el calor liberado se vuelve suficiente para continuar la reacción, desaparece la necesidad de suministro de calor externo y comienza la combustión. Así, la reacción de combustión, una vez que se produce, es capaz de sostenerse por sí misma. Ésta es la principal característica distintiva del proceso de combustión. Otra característica relacionada es la capacidad de una llama, que es una zona de reacción química, de propagarse espontáneamente a través de un medio inflamable o material combustible a una velocidad determinada por la naturaleza y composición de la mezcla de reacción, así como por las condiciones del proceso. Este es el principal mecanismo de desarrollo del fuego.

Un modelo de combustión típico se basa en la reacción de oxidación de sustancias orgánicas o carbono con oxígeno atmosférico. Muchos procesos físicos y químicos acompañan a la combustión. La física trata sobre la transferencia de calor a un sistema. Las reacciones de oxidación y reducción son un componente químico de la naturaleza de la combustión. De ahí que del concepto de combustión surjan una variedad de transformaciones químicas, incluyendo la descomposición de compuestos iniciales, disociación e ionización de productos.

La combinación de una sustancia o material inflamable con un agente oxidante constituye un medio inflamable. Como resultado de la descomposición de sustancias inflamables bajo la influencia de una fuente de ignición, se forma una mezcla de reacción gas-vapor-aire. Las mezclas combustibles, que en composición (proporción de componentes combustible y oxidante) corresponden a la ecuación de una reacción química, se denominan mezclas de composición estequiométrica. Son los más peligrosos en términos de fuego: se encienden más fácilmente, arden más intensamente, asegurando la combustión completa de la sustancia, por lo que liberan la máxima cantidad de calor.

Arroz. 1. Formas de llamas de difusión.

a – quema de una corriente en chorro, b – quema de un líquido derramado, c – quema de basura forestal

Según la relación entre la cantidad de material combustible y el volumen de oxidante, se distinguen mezclas pobres y ricas: las mezclas pobres contienen una gran cantidad de oxidante, las mezclas ricas contienen material combustible en abundancia. La cantidad mínima de oxidante necesaria para la combustión completa de una unidad de masa (volumen) de una sustancia combustible particular está determinada por la ecuación de la reacción química. Cuando se quema con oxígeno, el caudal de aire requerido (específico) para la mayoría de las sustancias combustibles está en el rango de 4 a 15 m 3 /kg. La combustión de sustancias y materiales sólo es posible cuando hay un cierto contenido de sus vapores o productos gaseosos en el aire, así como cuando la concentración de oxígeno no es inferior a un límite especificado.

Así, para el cartón y el algodón, la autoextinción se produce ya a 14 vol. % oxígeno y lana de poliéster - a 16 vol. %. En el proceso de combustión, como en otros procesos químicos, se requieren dos etapas: la creación de contacto molecular entre los reactivos y la interacción misma de las moléculas de combustible con el oxidante para formar productos de reacción. Si la velocidad de transformación de los reactivos iniciales está determinada por procesos de difusión, es decir tasa de transferencia (los vapores de gases combustibles y oxígeno se transfieren a la zona de reacción debido a un gradiente de concentración de acuerdo con las leyes de difusión de Fick), entonces este modo de combustión se llama difusión. En la figura. 1 muestra diversas formas de llamas de difusión. En el modo de difusión, la zona de combustión se vuelve borrosa y en ella se forma una cantidad significativa de productos de combustión incompleta. Si la velocidad de combustión depende únicamente de la velocidad de la reacción química, que es significativamente mayor que la velocidad de difusión, entonces el modo de combustión se llama cinético. Se caracteriza por tasas de combustión más altas y completas y, como consecuencia, tasas de liberación de calor y temperaturas de llama altas. Este régimen ocurre en mezclas premezcladas de combustible y oxidante. Por lo tanto, si los reactivos en la zona de reacción química están en la misma fase (generalmente gaseosa), entonces dicha combustión se denomina homogénea; cuando el combustible y el oxidante se encuentran en diferentes fases en la zona de reacción, se denomina heterogénea; La combustión es homogénea no solo de gases, sino también de la mayoría de los sólidos. Esto se explica por el hecho de que en la zona de reacción no son los propios materiales los que arden, sino sus vapores y productos de descomposición gaseosos. La presencia de una llama es una característica distintiva de una combustión homogénea.

Ejemplos de combustión heterogénea son la combustión de carbono, residuos de madera carbonosos y metales no volátiles, que permanecen en estado sólido incluso a altas temperaturas. La reacción de combustión química en este caso ocurrirá en la interfaz entre las fases (sólida y gaseosa). Tenga en cuenta que los productos finales de la combustión pueden ser no solo óxidos, sino también fluoruros, cloruros, nitruros, sulfuros, carburos, etc.

Las características del proceso de combustión son variadas. Se pueden dividir en los siguientes grupos: forma, tamaño y estructura de la llama; temperatura de la llama, su emisividad; liberación de calor y poder calorífico; Velocidad de combustión y límites de concentración de la combustión sostenible, etc.

Todo el mundo sabe que la combustión produce un brillo que acompaña al producto de la combustión.

Consideremos dos sistemas:

• sistema gaseoso
• sistema condensado

En el primer caso, cuando se produce la combustión, todo el proceso se producirá en la llama, mientras que en el segundo caso, parte de las reacciones se producirán en el propio material o en su superficie. Como se mencionó anteriormente, hay gases que pueden arder sin llama, pero si consideramos los sólidos, también existen grupos de metales que también son capaces de arder sin que aparezca una llama.

La parte de la llama con el valor máximo, donde ocurren intensas transformaciones, se llama frente de llama.

Procesos de intercambio de calor y difusión de partículas activas desde la zona de combustión, que son los mecanismos clave para el movimiento del frente de llama a través de la mezcla combustible.

La velocidad de propagación de la llama suele dividirse en:

• deflagración (normal), que ocurre a velocidades subsónicas (0,05-50 m/s)
• detonación, cuando las velocidades alcanzan 500-3000 m/s.

Arroz. 2. Llama de difusión laminar

Dependiendo de la naturaleza de la velocidad del flujo de gas que crea la llama, se distinguen llamas laminares y turbulentas. En una llama laminar, el movimiento de gases se produce en diferentes capas, todos los procesos de transferencia de calor y masa ocurren a través de difusión y convección molecular. En llamas turbulentas, los procesos de transferencia de calor y masa se llevan a cabo principalmente debido al movimiento macroscópico de vórtices. La llama de una vela es un ejemplo de llama de difusión laminar (Fig. 2). Cualquier llama de más de 30 cm ya tendrá una inestabilidad mecánica aleatoria del gas, que se manifiesta por remolinos visibles de humo y llamas.

Arroz. 3. Transición del flujo laminar al turbulento

Un ejemplo muy claro de la transición de un flujo laminar a uno turbulento es una corriente de humo de cigarrillo (Fig. 3), que, habiendo ascendido a una altura de unos 30 cm, adquiere turbulencia.

Durante los incendios, las llamas tienen un carácter turbulento de difusión. La presencia de turbulencias en la llama aumenta la transferencia de calor y la mezcla afecta los procesos químicos. En una llama turbulenta, la velocidad de combustión también es mayor. Este fenómeno dificulta la transferencia del comportamiento de llamas de pequeña escala a llamas de mayor escala y mayor profundidad y altura.

Se ha demostrado experimentalmente que la temperatura de combustión de sustancias en el aire es mucho menor que la temperatura de combustión en un ambiente de oxígeno atmosférico.

En el aire la temperatura oscilará entre 650 y 3100 °C, y en el oxígeno la temperatura aumentará entre 500 y 800 °C.

I. Combustión y oxidación lenta

La combustión es la primera reacción química que conoció el hombre. Fuego... ¿Es posible imaginar nuestra existencia sin fuego? Él entró en nuestras vidas y se volvió inseparable de ellas. Sin fuego una persona no puede cocinar alimentos o acero; sin él, el transporte es imposible. El fuego se ha convertido en nuestro amigo y aliado, símbolo de hazañas gloriosas, buenas obras y recuerdo del pasado.

Memorial de la Gloria en Syktyvkar

La llama, el fuego, como una de las manifestaciones de la reacción de combustión, también tiene su propio reflejo monumental. Un ejemplo sorprendente - Memorial de gloria en Syktyvkar.

Una vez cada cuatro años ocurre un evento en el mundo acompañado de la transferencia de fuego "vivo". En señal de respeto a los fundadores de los Juegos Olímpicos, el fuego llega desde Grecia. Según la tradición, uno de los atletas destacados entrega esta antorcha en el escenario principal de los Juegos Olímpicos.

Hay cuentos de hadas y leyendas sobre el fuego. En los viejos tiempos, la gente pensaba que los pequeños lagartos, espíritus del fuego, vivían en el fuego. Y hubo quienes consideraban el fuego una deidad y construyeron templos en su honor. Durante cientos de años, en estos templos ardieron lámparas dedicadas al dios del fuego sin apagarse. El culto al fuego fue consecuencia del desconocimiento de la gente sobre el proceso de combustión.

llama olímpica

M.V. Lomonosov dijo: "No es imposible estudiar la naturaleza del fuego sin la química".

Combustión - una reacción de oxidación que ocurre a una velocidad bastante alta, acompañado de la liberación de calor y luz.

Esquemáticamente, este proceso de oxidación se puede expresar de la siguiente manera:

Las reacciones que ocurren con la liberación de calor se llaman exotérmico(del griego “exo” - fuera).

Durante la combustión, se produce una oxidación intensa; durante el proceso de combustión, aparece el fuego, por lo que dicha oxidación avanza muy rápidamente. Si ¿Será la velocidad de reacción lo suficientemente rápida? Puede ocurrir una explosión. Así explotan las mezclas de sustancias inflamables con aire u oxígeno. Lamentablemente, se conocen casos de explosiones de mezclas de aire con metano, hidrógeno, vapores de gasolina, éter, harina y polvo de azúcar, etc., que provocaron destrucción e incluso víctimas.

Para que se produzca la combustión es necesario:

• sustancia inflamable
• agente oxidante (oxígeno)
• calefacción sustancia inflamable hasta la temperatura de ignición

La temperatura de ignición de cada sustancia es diferente.

Mientras que el éter puede encenderse con un alambre caliente, para encender la madera es necesario calentarla a varios cientos de grados. La temperatura de ignición de las sustancias es diferente. El azufre y la madera se encienden a unos 270°C, el carbón a unos 350°C y el fósforo blanco a unos 40°C.

Sin embargo, no toda oxidación tiene que ir necesariamente acompañada de la aparición de luz.

Hay un número importante de casos de oxidación que no podemos llamar procesos de combustión, porque ocurren tan lentamente que permanecen invisibles para nuestros sentidos. Sólo después de un tiempo determinado, a menudo muy largo, podemos detectar productos de oxidación. Este es el caso, por ejemplo, de la oxidación muy lenta de los metales.

o durante procesos de descomposición.

Por supuesto, durante la oxidación lenta se libera calor, pero esta liberación avanza lentamente debido a la duración del proceso. Sin embargo, no importa si un trozo de madera se quema rápidamente o si se oxida lentamente en el aire durante muchos años: en ambos casos se liberará la misma cantidad de calor.

Oxidación lenta es un proceso de interacción lenta de sustancias con oxígeno con una lenta liberación de calor (energía).

Ejemplos de interacción de sustancias con oxígeno sin liberar luz.: La descomposición del estiércol, las hojas, el enranciamiento del aceite, la oxidación de los metales (las boquillas de hierro se vuelven más delgadas y pequeñas con el uso prolongado), la respiración de las criaturas aeróbicas, es decir, la respiración de oxígeno, va acompañada de la liberación de calor, la formación de dióxido de carbono y agua.

Conozcamos las características de los procesos de combustión y oxidación lenta que se muestran en la tabla.

Características de los procesos de combustión y oxidación lenta.

EN conclusión : las reacciones de combustión y oxidación lenta son reacciones exotérmicas que difieren en la velocidad a la que ocurren estos procesos.

II. Efecto térmico de una reacción química.

Cada sustancia almacena una cierta cantidad de energía. Esta propiedad de las sustancias ya nos encontramos en el desayuno, el almuerzo o la cena, ya que los alimentos permiten a nuestro organismo utilizar la energía de una amplia variedad de compuestos químicos contenidos en los alimentos. En el cuerpo, esta energía se convierte en movimiento, trabajo y se utiliza para mantener una temperatura corporal constante (¡y bastante alta!).

Cualquier reacción química va acompañada de la liberación o absorción de energía. Muy a menudo, la energía se libera o absorbe en forma de calor (con menos frecuencia en forma de luz o energía mecánica). Este calor se puede medir. El resultado de la medición se expresa en kilojulios (kJ) por un MOL de reactivo o (menos comúnmente) por un mol de producto de reacción. La cantidad de calor liberada o absorbida durante una reacción química se llama efecto térmico de la reacción (P). Por ejemplo, el efecto térmico de la reacción de combustión de hidrógeno en oxígeno se puede expresar mediante cualquiera de dos ecuaciones:

2 H 2 (g) + O 2 (g) = 2 H 2 O (l) + 572 kJ

2 H 2 (g) + O 2 (g) = 2 H 2 O (l) + Q

Esta ecuación de reacción se llamaecuación termoquímica. Aquí el símbolo "+ q" significa que cuando se quema hidrógeno, se libera calor. Este calor se llama efecto térmico de la reacción. Las ecuaciones termoquímicas suelen indicar los estados agregativos de sustancias.

Las reacciones que se producen con la liberación de energía se denominan EXOTÉRMICAS.(del latín “exo” - fuera). Por ejemplo, combustión de metano:

CH4 + 2O2 = CO2 + 2H2O + Q

Las reacciones que se producen con la absorción de energía se denominan ENDOTÉRMICAS.(del latín "endo" - adentro). Un ejemplo es la formación de monóxido de carbono (II) CO e hidrógeno H2 a partir del carbón y el agua, que se produce únicamente cuando se calienta.

C + H 2 O = CO + H 2 – Q

Los efectos térmicos de las reacciones químicas son necesarios para muchos cálculos técnicos.

Los efectos térmicos de las reacciones químicas son necesarios para muchos cálculos técnicos. Imagínese por un momento como diseñador de un potente cohete capaz de poner en órbita naves espaciales y otras cargas útiles (Fig.).

Arroz. El cohete ruso más potente del mundo, Energia, antes de su lanzamiento en el cosmódromo de Baikonur. Los motores de una de sus etapas funcionan con gases licuados: hidrógeno y oxígeno.

Digamos que conoce el trabajo (en kJ) que será necesario gastar para llevar un cohete con carga desde la superficie de la Tierra a la órbita; también conoce el trabajo para superar la resistencia del aire y otros costos de energía durante el vuelo; ¿Cómo calcular el suministro necesario de hidrógeno y oxígeno, que (en estado licuado) se utilizan en este cohete como combustible y oxidante?

Sin la ayuda del efecto térmico de la reacción de formación de agua a partir de hidrógeno y oxígeno, esto es difícil de hacer. Después de todo, el efecto térmico es la misma energía que debería poner el cohete en órbita. En las cámaras de combustión de un cohete, este calor se convierte en energía cinética de moléculas de gas caliente (vapor), que escapa de las toberas y crea el empuje del chorro.

En la industria química, los efectos térmicos son necesarios para calcular la cantidad de calor necesaria para calentar los reactores en los que se producen reacciones endotérmicas. En el sector energético, la producción de energía térmica se calcula utilizando el calor de combustión del combustible.

Los dietistas utilizan los efectos térmicos de la oxidación de los alimentos en el cuerpo para crear dietas adecuadas no solo para los pacientes, sino también para las personas sanas: atletas y trabajadores de diversas profesiones. Tradicionalmente, aquí los cálculos no utilizan julios, sino otras unidades de energía: calorías (1 cal = 4,1868 J). El contenido energético de los alimentos se refiere a cualquier masa de productos alimenticios: 1 g, 100 g o incluso el embalaje estándar del producto. Por ejemplo, en la etiqueta de un tarro de leche condensada se puede leer la siguiente inscripción: “contenido calórico 320 kcal/100 g”.

№2. Rompecabezas "Letras que no se repiten".

Para resolver este rompecabezas, mira atentamente cada línea. Elija letras que nunca se repitan. Si haces esto correctamente, podrás utilizar estas letras para crear un proverbio sobre las reglas para manejar el fuego.

ADEMÁS:

Combustión

Combustión- un proceso físico y químico complejo de conversión de los componentes de una mezcla combustible en productos de combustión con la liberación de radiación térmica, luz y energía radiante. La naturaleza de la combustión puede describirse como una oxidación que ocurre rápidamente.

La combustión subsónica (deflagración), a diferencia de la explosión y la detonación, ocurre a bajas velocidades y no está asociada con la formación de una onda de choque. La combustión subsónica incluye la propagación normal de llama laminar y turbulenta, mientras que la combustión supersónica incluye la detonación.

La combustión se divide en térmico Y cadena. en el nucleo térmico La combustión es una reacción química que puede desarrollarse con una autoaceleración progresiva debido a la acumulación de calor liberado. Cadena La combustión ocurre en casos de algunas reacciones en fase gaseosa a bajas presiones.

Se pueden proporcionar condiciones para la autoaceleración térmica para todas las reacciones con efectos térmicos y energías de activación suficientemente grandes.
La combustión puede comenzar espontáneamente como resultado de una autoignición o iniciarse por ignición. Bajo condiciones externas fijas, la combustión continua puede ocurrir en modo estacionario, cuando las principales características del proceso (velocidad de reacción, poder de liberación de calor, temperatura y composición de los productos) no cambian con el tiempo, o modo periódico cuando estas características fluctúan alrededor de sus valores medios. Debido a la fuerte dependencia no lineal de la velocidad de reacción con la temperatura, la combustión es muy sensible a las condiciones externas. Esta misma propiedad de la combustión determina la existencia de varios modos estacionarios en las mismas condiciones (efecto histéresis).

El proceso de combustión se divide en varios tipos: inflamación, combustión, ignición, combustión espontánea, ignición espontánea, explosión y detonación. Además, existen tipos especiales de combustión: combustión sin llama y con llama fría. Flash es el proceso de combustión instantánea de vapores de líquidos inflamables y combustibles causado por la exposición directa a una fuente de ignición. La combustión es el fenómeno de la combustión que se produce bajo la influencia de una fuente de ignición. La ignición es un fuego acompañado de la aparición de una llama. Al mismo tiempo, el resto de la masa de la sustancia combustible permanece relativamente fría. La combustión espontánea es un fenómeno de fuerte aumento en la velocidad de reacciones exotérmicas en una sustancia, que conduce a la combustión en ausencia de una fuente de ignición. La combustión espontánea es la combustión espontánea acompañada de la aparición de una llama. En condiciones industriales, el aserrín y los trapos aceitosos pueden inflamarse espontáneamente. La gasolina y el queroseno pueden encenderse espontáneamente. La explosión es una rápida transformación química de una sustancia (combustión explosiva), acompañada de la liberación de energía y la formación de gases comprimidos capaces de producir trabajo mecánico.

Quema sin llama

A diferencia de la combustión convencional, cuando se observan zonas de llama oxidante y llama reductora, es posible crear las condiciones para una combustión sin llama. Un ejemplo es la oxidación catalítica de sustancias orgánicas en la superficie de un catalizador adecuado, como la oxidación de etanol sobre negro de platino.

Combustión en fase sólida

Se trata de procesos exotérmicos por ondas automáticas en mezclas de polvos inorgánicos y orgánicos, que no van acompañados de un desprendimiento notable de gas y que conducen a la producción de productos exclusivamente condensados. Las fases gaseosa y líquida se forman como sustancias intermedias que proporcionan transferencia de masa, pero no abandonan el sistema de combustión. Se conocen ejemplos de polvos reactivos en los que no se ha demostrado la formación de dichas fases (tántalo-carbono).

Los términos triviales “combustión sin gas” y “combustión con llama sólida” se utilizan como sinónimos.

Un ejemplo de tales procesos es SHS (síntesis autopropagante a alta temperatura) en mezclas orgánicas e inorgánicas.

Latente

Un tipo de combustión en el que no se forma llama y la zona de combustión se extiende lentamente por todo el material. La combustión lenta ocurre típicamente en materiales porosos o fibrosos que tienen un alto contenido de aire o están impregnados con agentes oxidantes.

Combustión autógena

Combustión autosostenida. El término se utiliza en tecnologías de incineración de residuos. La posibilidad de combustión autógena (autosostenida) de residuos está determinada por el contenido máximo de componentes de lastre: humedad y cenizas. Basándose en muchos años de investigación, el científico sueco Tanner propuso utilizar un diagrama triangular con valores límite para determinar los límites de la combustión autógena: más del 25% de combustible, menos del 50% de humedad, menos del 60% de ceniza.

Ver también

Notas

Campo de golf

Fundación Wikimedia.

Sinónimos

Vea qué es “Combustión” en otros diccionarios: Proceso físico y químico en el que la transformación de una sustancia va acompañada de una intensa liberación de energía y calor y de un intercambio de masa con el medio ambiente. La combustión puede comenzar espontáneamente como resultado de un autoencendido o iniciarse... ...

Gran diccionario enciclopédico ARDIENDO, ardiendo, muchos. no, cf. (libro). Acción y condición según el cap. quemar. Quema de gases. Ardor conmovedor. Diccionario explicativo de Ushakov. D.N. Ushakov. 1935 1940 ...

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Combustión- COMBUSTIÓN, transformación química que se acompaña de una intensa liberación de calor y transferencia de calor y masa con el medio ambiente. Puede comenzar espontáneamente (combustión espontánea) o como resultado de una ignición. La propiedad característica de la combustión es la capacidad... ... Diccionario enciclopédico ilustrado

Química compleja una reacción que ocurre en condiciones de autoaceleración progresiva asociada con la acumulación de calor o productos de reacción catalizadores en el sistema. Con G. se pueden alcanzar altas temperaturas (hasta varios miles de K), lo que a menudo ocurre... ... Enciclopedia física

Proceso físico y químico en el que la transformación de una sustancia va acompañada de una intensa liberación de energía y transferencia de calor y masa con el medio ambiente. puede comenzar espontáneamente como resultado de la autoignición o puede iniciarse por... ... Diccionario de situaciones de emergencia.

Tema 3. BASES QUÍMICAS DE LA COMBUSTIÓN.

3.1. Química de las reacciones de combustión.

Como ya habrás comprendido, la combustión es una reacción química rápida acompañada de la liberación de calor y brillo (llama). Normalmente, se trata de una reacción oxidativa exotérmica de una sustancia combustible que se combina con un agente oxidante: el oxígeno del aire.

Sustancias inflamables puede haber gases, líquidos y sólidos. Se trata de H 2, CO, azufre, fósforo, metales, C m H n (hidrocarburos en forma de gases, líquidos y sólidos, es decir, sustancias orgánicas. Los hidrocarburos naturales, por ejemplo, son el gas natural, el petróleo y el carbón). En principio, todas las sustancias capaces de oxidarse pueden ser inflamables.

Agentes oxidantes servir: oxígeno, ozono, halógenos (F, Cl, Br, J), óxido nitroso (NO 2), nitrato de amonio (NH 4 NO 3), etc. Para metales, CO 2, H 2 O, N 2 también pueden ser agentes oxidantes.

En algunos casos, la combustión se produce durante reacciones de descomposición de sustancias obtenidas en procesos endotérmicos. Por ejemplo, durante la descomposición del acetileno:

C 2 H 2 = 2 C + H 2.

Exotérmico Las reacciones son reacciones que implican la liberación de calor.

endotérmico Las reacciones son reacciones que implican la absorción de calor.

Por ejemplo:

2H 2 + O 2 = 2H 2 O + Q – reacción exotérmica,

2H 2 O + Q = 2H 2 + O 2 – reacción endotérmica,

donde: Q – energía térmica.

Por tanto, las reacciones endotérmicas sólo pueden ocurrir con la introducción de energía térmica externa, es decir. cuando se calienta.

En las reacciones químicas, según la ley de conservación de la masa, el peso de las sustancias antes de la reacción es igual al peso de las sustancias formadas después de la reacción. Al equilibrar ecuaciones químicas, obtenemos estequiométrico composiciones.

Por ejemplo, en la reacción

CH4 + 2O2 = CO2 + 2H2O

tenemos 1 mol CH 4 + 2 mol O 2 = 1 mol CO 2 + 2 mol H 2 O.

El número de moles delante de las fórmulas de sustancias se llama coeficientes estequiométricos.

Teniendo en cuenta los conceptos de “volumen molar”, “concentración molar”, “presión parcial”, encontramos que para la reacción completa del metano es necesario mezclar 1 mol de CH 4 con 2 moles de O 2, o 1/ 3 = 33,3% CH4 y 2/3 = 66,7% O2. Esta composición se llama estequiométrica.

Si consideramos la combustión de CH 4 en el aire, es decir en una mezcla de 21% O 2 +79% N 2 u O 2 +79/21N 2 u O 2 +3.76N 2, entonces la reacción se escribirá de la siguiente manera:

CH4+2O2+2×3,76N2 =CO2+2H2O+2×3,76N2.

1 mol CH 4 +2 mol O 2 +7,52 mol N 2 = 10,52 mol mezcla de O 2, N 2 y CH 4.

Entonces la composición estequiométrica de la mezcla será:

(1/10,52)*100%=9,5% CH4; (2/10,52)*100%=19,0% O2;

(7,52/10,52)*100%=71,5%N2.

Esto significa que en la mezcla más inflamable, en lugar del 100% (CH 4 + O 2) en la reacción con oxígeno, habrá 24% (CH 4 + O 2) en la reacción con aire, es decir Se generará mucho menos calor.

Se obtendrá la misma imagen si se mezclan composiciones arbitrarias no estequiométricas.

Por ejemplo, en la reacción 2CH4 +2O2 =CO2 +2H2O+CH4 1 mol de CH 4 no reacciona.

En reacción CH4 +4O2 =CO2 +2H2O+2O2 2 moles de O 2 no participan en la reacción, pero desempeñan el papel de lastre y requieren cierta cantidad de calor para calentarse.

Así, si comparamos las reacciones de combustión del metano en oxígeno y aire o en exceso de CH 4 y O 2, queda claro que la cantidad de calor liberado en la primera reacción será mayor que en las demás, ya que en ellas:

Menos concentraciones de reactivos en la mezcla general;

Parte del calor se destinará a calentar el lastre: nitrógeno, oxígeno o metano.

Hagámonos preguntas:

¿Qué energía se puede liberar durante la reacción?

¿Qué determina la cantidad de calor, es decir? efecto térmico re-

¿Cuánta energía térmica se debe agregar para que fluya?

reacción endotérmica?

Para ello se introdujo el concepto de contenido calorífico de una sustancia.

3.2. Contenido calorífico de las sustancias.

¿De dónde viene el calor en la reacción de combustión del metano? Esto significa que estaba escondido en las moléculas de CH 4 y O 2 y ahora ha sido liberado.

Aquí hay un ejemplo de una reacción más simple:

2H2 +O2 =2H2O+Q

Esto significa que el nivel de energía de la mezcla estequiométrica de hidrógeno y oxígeno era mayor que el del producto de reacción H 2 O y el "exceso" de energía se liberó de la sustancia.

En la reacción inversa de la electrólisis del agua, es decir. Descomposición del agua con la ayuda de energía eléctrica, se produce una redistribución de átomos en una molécula de agua con la formación de hidrógeno y oxígeno. Al mismo tiempo, aumenta el contenido calorífico de H 2 y O 2.

Así, cada sustancia, durante su formación, recibe o cederá una determinada energía, y la medida de energía térmica acumulada por una sustancia durante su formación se denomina contenido de calor, o entalpía.

A diferencia de la química, en termodinámica química el calor de formación de una sustancia no se denota con el símbolo Q, sino con el símbolo DH con un signo (+) si el calor es absorbido por un compuesto químico, y con un signo (-) si el calor se libera durante la reacción, es decir, “sale” de los sistemas.

Se denota el calor estándar de formación de 1 mol de una sustancia a una presión de 101,3 kPa y una temperatura de 298 K.

Los libros de referencia dan el calor de formación de compuestos a partir de sustancias simples.

Por ejemplo:

Y CO 2 = - 393,5 kJ/mol

UH2O gaseoso = - 241,8 kJ/mol

Pero para sustancias formadas durante procesos endotérmicos, por ejemplo, acetileno C 2 H 2 = +226,8 kJ/mol, cuando el átomo de hidrógeno H + se forma según la reacción H 2 = H + + H + = +217,9 kJ/mol.

Para sustancias puras que constan de un elemento químico en forma estable (H 2, O 2, C, Na, etc.), convencionalmente se supone que DN es cero.

Sin embargo, si hablamos de las propiedades macroscópicas de las sustancias, distinguimos varias formas de energía: cinética, potencial, química, eléctrica, térmica, nuclear y trabajo mecánico. Y si consideramos la cuestión a nivel molecular, entonces estas formas de energía pueden explicarse basándose en sólo dos formas: la energía cinética del movimiento y la energía potencial en reposo de los átomos y las moléculas.

En las reacciones químicas sólo cambian las moléculas. Los átomos permanecen sin cambios. energía molecular es la energía de enlace de sus átomos acumulada en una molécula. Está determinado por las fuerzas de atracción de los átomos entre sí. Además, existe energía potencial para que las moléculas se atraigan entre sí. Es pequeño en gases, mayor en líquidos e incluso mayor en sólidos.

Cada átomo tiene energía, parte de la cual está asociada a los electrones y parte al núcleo. Los electrones tienen energía cinética de rotación alrededor del núcleo y energía eléctrica potencial de atracción y repulsión entre sí.

La suma de estas formas de energía molecular es el contenido de calor de la molécula.

Si sumamos el contenido de calor de 6,02 × 10 23 moléculas de una sustancia, obtenemos el contenido de calor molar de esta sustancia.

Por qué el contenido de calor de sustancias de un solo elemento (moléculas de un elemento) se considera cero se puede explicar de la siguiente manera.

El DN de un elemento químico, es decir, la energía de su formación, está asociada a procesos intranucleares. La energía nuclear está asociada con las fuerzas de interacción entre partículas intranucleares y la transformación de un elemento químico en otro durante reacciones nucleares. Por ejemplo, la reacción de desintegración del uranio:

o más simple: U+n®Ba+Kr+3n.

Dónde: norte ’ oh– una partícula de neutrones con masa 1 y carga cero.

El uranio captura un neutrón, como resultado de lo cual se divide (se desintegra) en dos nuevos elementos, bario y criptón, con la formación de 3 neutrones y se libera energía nuclear.

Cabe decir que las reacciones nucleares implican cambios de energía millones de veces mayores que las reacciones químicas. Por tanto, la energía de desintegración del uranio es 4,5 × 10 9 kcal/mol × uranio. Esto es 10 millones de veces más que la combustión de un mol de carbón.

En las reacciones químicas, los átomos no cambian, pero las moléculas sí. Por lo tanto, los químicos no tienen en cuenta la energía de formación de átomos y el DN de las moléculas de gas de un solo elemento y los átomos de sustancias puras se considera igual a cero.

La reacción de desintegración del uranio anterior es un ejemplo clásico de reacción en cadena. Consideraremos la teoría del mecanismo en cadena de la reacción de combustión más adelante. Pero el origen del neutrón y lo que lo hace reaccionar con el uranio está relacionado con la llamada energía de activación, que consideraremos un poco más adelante.

3.3. Efecto térmico de la reacción.

El hecho de que cada sustancia individual contenga una cierta cantidad de energía explica los efectos térmicos de las reacciones químicas.

Según la ley de Hess: el efecto térmico de una reacción química depende únicamente de la naturaleza de los productos inicial y final y no depende del número de reacciones intermedias de transición de un estado a otro.

Corolario 1 de esta ley: El efecto térmico de una reacción química es igual a la diferencia entre la suma de los calores de formación de los productos finales y la suma de los calores de formación de las sustancias de partida, teniendo en cuenta los coeficientes de las fórmulas de estas sustancias en la ecuación de reacción.

Por ejemplo, en la reacción 2H 2 + O 2 = 2H 2 O ± DH.

; ; .

Como resultado, la ecuación de reacción general quedará así:

2H2 + O2 = 2H2O – 582 kJ/mol.

Y si DH tiene un signo (-), entonces la reacción es exotérmica.

Corolario 2. Según la ley de Lavoisier-Laplace, el efecto térmico de la descomposición de un compuesto químico es igual y de signo opuesto al efecto térmico de su formación.

Entonces la reacción de descomposición del agua será:

2H 2 O = 2H 2 +O 2 +582 kJ/mol, es decir esta reacción es endotérmica.

Un ejemplo de una reacción más compleja:

CH4 +2O2 =CO2 +2H2O.

Entonces la reacción se escribirá así:

CH 4 + 2O 2 = CO 2 + 2H 2 O – 742,3 kJ/mol, lo que significa que la reacción es exotérmica.

3.4. Principios cinéticos de las reacciones de los gases.

Según la ley de acción de masas, la velocidad de reacción a temperatura constante es proporcional a la concentración de las sustancias que reaccionan o, como se suele decir, "masas actuantes".

La velocidad de la reacción química ( υ ) se acostumbra considerar la cantidad de sustancia que reacciona por unidad de tiempo ( dt) por unidad de volumen ( dV).

Considere la reacción que se desarrolla según la ecuación:

A + B = C + D.

Dado que la velocidad de reacción caracteriza una disminución en el tiempo en la concentración de reactivos y un aumento en la concentración de productos de reacción, podemos escribir:

, (3.1)

donde los menos de los derivados indican la dirección del cambio en la concentración de los componentes, y las concentraciones de los componentes se indican entre corchetes.

Entonces la reacción directa irreversible en T = const avanza a una velocidad:

, (3.2)

Dónde: k – constante de velocidad de una reacción química. No depende de la concentración de los componentes, cambia únicamente con la temperatura.

Según la ley de acción de masas, las concentraciones de los componentes de la reacción se incluyen en la ecuación cinética en un grado igual al coeficiente estequiométrico de este componente.

Si, para reaccionar

aA + bB = cC + dD

La ecuación cinética tiene la forma:

Los exponentes a, b, c, d generalmente se denominan órdenes de reacción para los componentes A, B, C, D, y la suma de los exponentes es el orden de reacción general.

Por ejemplo, reacciones como

A ® bB + cC – 1er orden,

2A = bB + cC – 2do orden,

A + B = cC + dD – III orden.

Dado que las concentraciones de todos los componentes que reaccionan están relacionadas entre sí mediante ecuaciones estequiométricas, las ecuaciones cinéticas de primer orden más simples son ecuaciones diferenciales de primer orden con una variable independiente, la concentración, y pueden integrarse.

La ecuación cinética más simple es una ecuación de primer orden del tipo

para cual . (3.4)

Denotamos por la concentración del componente A antes del inicio de la reacción y, habiendo integrado la ecuación bajo la condición de frontera t = 0, [A] = [A 0 ], obtenemos:

O [A]=×e - kt. (3.5)

Por tanto, la dependencia de la velocidad de reacción de la concentración de sustancias es exponencial.

La energía cinética de los gases lo explica así. Según la hipótesis de Arrhenius, una reacción entre moléculas sólo tiene lugar si están activas, es decir, tienen un exceso de energía suficiente para romper los enlaces interatómicos, la llamada energía de activación E A.

Aquellos. la velocidad de una reacción química no depende del número de colisiones de todas las moléculas, sino solo de las activadas.

Según la ley de Boltzmann, el número de moléculas activas

n A = n o * e - E / RT , (3.6)

donde: E – energía de activación,

T – temperatura de la mezcla de gases,

n o – número total de moléculas.

Entonces el número de colisiones efectivas, que coincide con la velocidad de reacción, es igual a:

υ р = Z eff = Z 0 * e - E / RT , (3.7)

donde: Z 0 – número total de colisiones de moléculas.

1) la velocidad de reacción es proporcional a la concentración de moléculas activas, cuyo número depende de la temperatura y presión en la mezcla, ya que la presión es el número de moléculas que chocan con cualquier superficie;

2) una reacción solo es posible si las moléculas que interactúan reciben un cierto suministro de energía suficiente para romper o debilitar los enlaces interatómicos. La activación implica la transición de moléculas a un estado en el que es posible una transformación química.

Muy a menudo, el proceso de activación se produce mediante la formación de compuestos atómicos intermedios inestables pero muy activos.

Así, no sólo los procesos endotérmicos requieren un aporte externo de energía, sino también los exotérmicos. Para que se produzca una reacción exotérmica, es necesario impartirle algún impulso de energía térmica. Por ejemplo, para que se produzca una reacción de combustión en una mezcla de hidrógeno y oxígeno, es necesario encenderla.

La cantidad mínima de energía térmica necesaria para "iniciar" una reacción química se llama energía de activación.

3.5. Energía de activación de una reacción.

Para explicar este fenómeno se suele utilizar el siguiente ejemplo (Fig. 9):

Hay una pelota en la plataforma. El sitio está ubicado frente al tobogán. Por lo tanto, la pelota podría haber rodado hacia abajo por sí sola si no fuera por el tobogán. Pero para un descenso espontáneo, es necesario elevarlo hasta la cima del tobogán. Esto liberará no sólo la energía de subir la colina, sino también la energía de bajar.

Arroz. 9. Esquema de activación de la reacción.

Consideremos dos reacciones:

1) H 2 + O 2 = H 2 O-

2) H 2 O = H 2 + O 2 +

Como puede verse en la figura, E 2 =+E 1;

En general, para cualquier reacción.

.

Y el signo del efecto térmico depende de la diferencia entre E 1 y E 2, que siempre son positivas.

Así, la energía de activación es la energía necesaria para transformar las sustancias que reaccionan al estado de complejo activo (romper enlaces interatómicos, acercar moléculas, acumular energía en una molécula...).

Al aumentar la temperatura del gas, la proporción de moléculas activas (e -E/ RT) aumenta considerablemente y, por tanto, la velocidad de reacción aumenta exponencialmente. Esta relación se puede ilustrar de la siguiente manera:

Arroz. 10. Dependencia de la velocidad de reacción de la temperatura: 1 – velocidad de la 1.ª reacción, 2 – velocidad de la 2.ª reacción.

Como puede verse en la Figura 10, la velocidad de la primera reacción es menor que la velocidad de la segunda reacción y la energía de activación de la primera reacción es mayor que E de la segunda. Y a la misma temperatura T 2 υ 2 > υ 1 . Cuanto mayor sea la energía de activación, mayor será la temperatura requerida para alcanzar una velocidad de reacción determinada.

La razón de esto es que cuando E es mayor, los enlaces interatómicos existentes en las moléculas de los componentes que reaccionan son más fuertes y se necesita más energía para vencer estas fuerzas. En este caso, la proporción de moléculas activas es correspondientemente menor.

De lo anterior queda claro que la magnitud de la energía de activación es la característica más importante de un proceso químico. Determina la altura de la barrera energética, cuya superación es una condición para que se produzca la reacción. Por otro lado, caracteriza la velocidad de reacción en función de la temperatura, es decir. cuanto mayor sea la energía de activación, mayor será la temperatura para lograr una reacción determinada.

3.6. Catálisis.

Además de aumentar la temperatura y la concentración de sustancias, utilizan catalizadores, es decir. Sustancias que se introducen en una mezcla reactiva, pero que no se consumen durante la reacción, sino que la aceleran reduciendo la energía de activación.

El proceso de aumentar la velocidad de reacción utilizando catalizadores se llama catálisis.

Los catalizadores participan en reacciones intermedias para crear un complejo activado debilitando los enlaces en las moléculas de las sustancias de partida, su descomposición, la adsorción de moléculas en la superficie del catalizador o la introducción de partículas activas del catalizador.

La naturaleza de la participación del catalizador se puede explicar mediante el siguiente diagrama:

Reacción sin catalizador: A + B = AB.

Con catalizador X: A + X = AX ® AX + B = AB + X.

Presentemos una imagen similar a la que se muestra en la Fig. 9.

Arroz. 11. Diagrama de funcionamiento del catalizador: E b.cat Y mi con gato– energía de activación de la reacción sin catalizador y con catalizador, respectivamente.

Cuando se introduce un catalizador (Fig. 11), la reacción puede proceder por un camino diferente con una barrera energética más baja. Esta vía corresponde a un nuevo mecanismo de reacción mediante la formación de otro complejo activado. Y la nueva barrera energética inferior puede ser superada por un mayor número de partículas, lo que conduce a un aumento de la velocidad de reacción.

Cabe señalar que la energía de activación de la reacción inversa disminuye en la misma cantidad que la energía de activación de la reacción directa, es decir ambas reacciones se aceleran por igual, y los catalizadores no inician la reacción, solo acelerarán la reacción, lo que podría ocurrir en su ausencia, pero mucho más lentamente.

Los productos intermedios de la reacción pueden convertirse en catalizadores, entonces esta reacción se llama autocatalítica. Entonces, si la velocidad de las reacciones ordinarias disminuye a medida que se consumen los reactivos, entonces la reacción de combustión, debido a la autocatálisis, se autoacelera y es autocatalítica.

Muy a menudo, como catalizadores se utilizan sustancias sólidas que adsorben moléculas de sustancias reactivas. Durante la adsorción, los enlaces de las moléculas que reaccionan se debilitan y, por tanto, se facilita la reacción entre ellas.

¿Qué es la adsorción?

3.7. Adsorción.

Adsorción- absorción superficial de una sustancia de un medio o solución gaseosa por la capa superficial de otra sustancia, líquida o sólida.

Por ejemplo, la adsorción de gases tóxicos en la superficie del carbón activado utilizado en las máscaras antigás.

Se hace una distinción entre adsorción física y química.

En físico adsorción, las partículas capturadas conservan sus propiedades, y cuando químico– se forman compuestos químicos del adsorbato con el adsorbente.

El proceso de adsorción va acompañado de la liberación de calor. Para la adsorción física es insignificante (1-5 kcal/mol), para la adsorción química es mucho mayor (10-100 kcal/mol). Esto puede acelerar las reacciones químicas durante la catálisis.

Para procesos de combustión y explosión, se pueden dar los siguientes ejemplos:

1. La temperatura de autoignición de la mezcla H 2 + O 2 es 500 0 C. En presencia de un catalizador de paladio, disminuye a 100 0 C.

2. Los procesos de combustión espontánea del carbón comienzan con la adsorción química de oxígeno en la superficie de las partículas de carbón.

3. Cuando se trabaja con oxígeno puro, el oxígeno se absorbe bien en la ropa (adsorción física). Y en presencia de una chispa o una llama, la ropa se incendia fácilmente.

4. Los aceites técnicos absorben y absorben bien el oxígeno para formar una mezcla explosiva. La mezcla explota espontáneamente, sin fuente de ignición (absorción química).

Tema 3. BASES QUÍMICAS DE LA COMBUSTIÓN.

3.1. Química de las reacciones de combustión.

Como ya habrás comprendido, la combustión es una reacción química rápida acompañada de la liberación de calor y brillo (llama). Normalmente, se trata de una reacción oxidativa exotérmica de una sustancia combustible que se combina con un agente oxidante: el oxígeno del aire.

Sustancias inflamables puede haber gases, líquidos y sólidos. Se trata de H 2, CO, azufre, fósforo, metales, C m H n (hidrocarburos en forma de gases, líquidos y sólidos, es decir, sustancias orgánicas. Los hidrocarburos naturales, por ejemplo, son el gas natural, el petróleo y el carbón). En principio, todas las sustancias capaces de oxidarse pueden ser inflamables.

Agentes oxidantes servir: oxígeno, ozono, halógenos (F, Cl, Br, J), óxido nitroso (NO 2), nitrato de amonio (NH 4 NO 3), etc. Para metales, CO 2, H 2 O, N 2 también pueden ser agentes oxidantes.

En algunos casos, la combustión se produce durante reacciones de descomposición de sustancias obtenidas en procesos endotérmicos. Por ejemplo, durante la descomposición del acetileno:

C 2 H 2 = 2 C + H 2.

Exotérmico Las reacciones son reacciones que implican la liberación de calor.

endotérmico Las reacciones son reacciones que implican la absorción de calor.

Por ejemplo:

2H 2 + O 2 = 2H 2 O + Q – reacción exotérmica,

2H 2 O + Q = 2H 2 + O 2 – reacción endotérmica,

donde: Q – energía térmica.

Por tanto, las reacciones endotérmicas sólo pueden ocurrir con la introducción de energía térmica externa, es decir. cuando se calienta.

En las reacciones químicas, según la ley de conservación de la masa, el peso de las sustancias antes de la reacción es igual al peso de las sustancias formadas después de la reacción. Al equilibrar ecuaciones químicas, obtenemos estequiométrico composiciones.

Por ejemplo, en la reacción

CH4 + 2O2 = CO2 + 2H2O

tenemos 1 mol CH 4 + 2 mol O 2 = 1 mol CO 2 + 2 mol H 2 O.

El número de moles delante de las fórmulas de sustancias se llama coeficientes estequiométricos.

Teniendo en cuenta los conceptos de “volumen molar”, “concentración molar”, “presión parcial”, encontramos que para la reacción completa del metano es necesario mezclar 1 mol de CH 4 con 2 moles de O 2, o 1/ 3 = 33,3% CH4 y 2/3 = 66,7% O2. Esta composición se llama estequiométrica.

Si consideramos la combustión de CH 4 en el aire, es decir en una mezcla de 21% O 2 +79% N 2 u O 2 +79/21N 2 u O 2 +3.76N 2, entonces la reacción se escribirá de la siguiente manera:

CH4+2O2+2×3,76N2 =CO2+2H2O+2×3,76N2.

1 mol CH 4 +2 mol O 2 +7,52 mol N 2 = 10,52 mol mezcla de O 2, N 2 y CH 4.

Entonces la composición estequiométrica de la mezcla será:

(1/10,52)*100%=9,5% CH4; (2/10,52)*100%=19,0% O2;

(7,52/10,52)*100%=71,5%N2.

Esto significa que en la mezcla más inflamable, en lugar del 100% (CH 4 + O 2) en la reacción con oxígeno, habrá 24% (CH 4 + O 2) en la reacción con aire, es decir Se generará mucho menos calor.

Se obtendrá la misma imagen si se mezclan composiciones arbitrarias no estequiométricas.

Por ejemplo, en la reacción 2CH4 +2O2 =CO2 +2H2O+CH4 1 mol de CH 4 no reacciona.

En reacción CH4 +4O2 =CO2 +2H2O+2O2 2 moles de O 2 no participan en la reacción, pero desempeñan el papel de lastre y requieren cierta cantidad de calor para calentarse.

Así, si comparamos las reacciones de combustión del metano en oxígeno y aire o en exceso de CH 4 y O 2, queda claro que la cantidad de calor liberado en la primera reacción será mayor que en las demás, ya que en ellas:

Menos concentraciones de reactivos en la mezcla general;

Parte del calor se destinará a calentar el lastre: nitrógeno, oxígeno o metano.

Hagámonos preguntas:

¿Qué energía se puede liberar durante la reacción?

¿Qué determina la cantidad de calor, es decir? efecto térmico re-

¿Cuánta energía térmica se debe agregar para que fluya?

reacción endotérmica?

Para ello se introdujo el concepto de contenido calorífico de una sustancia.

3.2. Contenido calorífico de las sustancias.

¿De dónde viene el calor en la reacción de combustión del metano? Esto significa que estaba escondido en las moléculas de CH 4 y O 2 y ahora ha sido liberado.

Aquí hay un ejemplo de una reacción más simple:

2H2 +O2 =2H2O+Q

Esto significa que el nivel de energía de la mezcla estequiométrica de hidrógeno y oxígeno era mayor que el del producto de reacción H 2 O y el "exceso" de energía se liberó de la sustancia.

En la reacción inversa de la electrólisis del agua, es decir. Descomposición del agua con la ayuda de energía eléctrica, se produce una redistribución de átomos en una molécula de agua con la formación de hidrógeno y oxígeno. Al mismo tiempo, aumenta el contenido calorífico de H 2 y O 2.

Así, cada sustancia, durante su formación, recibe o cederá una determinada energía, y la medida de energía térmica acumulada por una sustancia durante su formación se denomina contenido de calor, o entalpía.

A diferencia de la química, en termodinámica química el calor de formación de una sustancia no se denota con el símbolo Q, sino con el símbolo DH con un signo (+) si el calor es absorbido por un compuesto químico, y con un signo (-) si el calor se libera durante la reacción, es decir, “sale” de los sistemas.

Se denota el calor estándar de formación de 1 mol de una sustancia a una presión de 101,3 kPa y una temperatura de 298 K.

Los libros de referencia dan el calor de formación de compuestos a partir de sustancias simples.

Por ejemplo:

Y CO 2 = - 393,5 kJ/mol

UH2O gaseoso = - 241,8 kJ/mol

Pero para sustancias formadas durante procesos endotérmicos, por ejemplo, acetileno C 2 H 2 = +226,8 kJ/mol, cuando el átomo de hidrógeno H + se forma según la reacción H 2 = H + + H + = +217,9 kJ/mol.

Para sustancias puras que constan de un elemento químico en forma estable (H 2, O 2, C, Na, etc.), convencionalmente se supone que DN es cero.

Sin embargo, si hablamos de las propiedades macroscópicas de las sustancias, distinguimos varias formas de energía: cinética, potencial, química, eléctrica, térmica, nuclear y trabajo mecánico. Y si consideramos la cuestión a nivel molecular, entonces estas formas de energía pueden explicarse basándose en sólo dos formas: la energía cinética del movimiento y la energía potencial en reposo de los átomos y las moléculas.

En las reacciones químicas sólo cambian las moléculas. Los átomos permanecen sin cambios. energía molecular es la energía de enlace de sus átomos acumulada en una molécula. Está determinado por las fuerzas de atracción de los átomos entre sí. Además, existe energía potencial para que las moléculas se atraigan entre sí. Es pequeño en gases, mayor en líquidos e incluso mayor en sólidos.

Cada átomo tiene energía, parte de la cual está asociada a los electrones y parte al núcleo. Los electrones tienen energía cinética de rotación alrededor del núcleo y energía eléctrica potencial de atracción y repulsión entre sí.

La suma de estas formas de energía molecular es el contenido de calor de la molécula.

Si sumamos el contenido de calor de 6,02 × 10 23 moléculas de una sustancia, obtenemos el contenido de calor molar de esta sustancia.

Por qué el contenido de calor de sustancias de un solo elemento (moléculas de un elemento) se considera cero se puede explicar de la siguiente manera.

El DN de un elemento químico, es decir, la energía de su formación, está asociada a procesos intranucleares. La energía nuclear está asociada con las fuerzas de interacción entre partículas intranucleares y la transformación de un elemento químico en otro durante reacciones nucleares. Por ejemplo, la reacción de desintegración del uranio:

o más simple: U+n®Ba+Kr+3n.

Dónde: norte ’ oh– una partícula de neutrones con masa 1 y carga cero.

El uranio captura un neutrón, como resultado de lo cual se divide (se desintegra) en dos nuevos elementos, bario y criptón, con la formación de 3 neutrones y se libera energía nuclear.

Cabe decir que las reacciones nucleares implican cambios de energía millones de veces mayores que las reacciones químicas. Por tanto, la energía de desintegración del uranio es 4,5 × 10 9 kcal/mol × uranio. Esto es 10 millones de veces más que la combustión de un mol de carbón.

En las reacciones químicas, los átomos no cambian, pero las moléculas sí. Por lo tanto, los químicos no tienen en cuenta la energía de formación de átomos y el DN de las moléculas de gas de un solo elemento y los átomos de sustancias puras se considera igual a cero.

La reacción de desintegración del uranio anterior es un ejemplo clásico de reacción en cadena. Consideraremos la teoría del mecanismo en cadena de la reacción de combustión más adelante. Pero el origen del neutrón y lo que lo hace reaccionar con el uranio está relacionado con la llamada energía de activación, que consideraremos un poco más adelante.

3.3. Efecto térmico de la reacción.

El hecho de que cada sustancia individual contenga una cierta cantidad de energía explica los efectos térmicos de las reacciones químicas.

Según la ley de Hess: el efecto térmico de una reacción química depende únicamente de la naturaleza de los productos inicial y final y no depende del número de reacciones intermedias de transición de un estado a otro.

Corolario 1 de esta ley: El efecto térmico de una reacción química es igual a la diferencia entre la suma de los calores de formación de los productos finales y la suma de los calores de formación de las sustancias de partida, teniendo en cuenta los coeficientes de las fórmulas de estas sustancias en la ecuación de reacción.

Por ejemplo, en la reacción 2H 2 + O 2 = 2H 2 O ± DH.

; ; .

Como resultado, la ecuación de reacción general quedará así:

2H2 + O2 = 2H2O – 582 kJ/mol.

Y si DH tiene un signo (-), entonces la reacción es exotérmica.

Corolario 2. Según la ley de Lavoisier-Laplace, el efecto térmico de la descomposición de un compuesto químico es igual y de signo opuesto al efecto térmico de su formación.

Entonces la reacción de descomposición del agua será:

2H 2 O = 2H 2 +O 2 +582 kJ/mol, es decir esta reacción es endotérmica.

Un ejemplo de una reacción más compleja:

CH4 +2O2 =CO2 +2H2O.

Entonces la reacción se escribirá así:

CH 4 + 2O 2 = CO 2 + 2H 2 O – 742,3 kJ/mol, lo que significa que la reacción es exotérmica.

3.4. Principios cinéticos de las reacciones de los gases.

Según la ley de acción de masas, la velocidad de reacción a temperatura constante es proporcional a la concentración de las sustancias que reaccionan o, como se suele decir, "masas actuantes".

La velocidad de la reacción química ( υ ) se acostumbra considerar la cantidad de sustancia que reacciona por unidad de tiempo ( dt) por unidad de volumen ( dV).

Considere la reacción que se desarrolla según la ecuación:

A + B = C + D.

Dado que la velocidad de reacción caracteriza una disminución en el tiempo en la concentración de reactivos y un aumento en la concentración de productos de reacción, podemos escribir:

, (3.1)

donde los menos de los derivados indican la dirección del cambio en la concentración de los componentes, y las concentraciones de los componentes se indican entre corchetes.

Entonces la reacción directa irreversible en T = const avanza a una velocidad:

, (3.2)

Dónde: k – constante de velocidad de una reacción química. No depende de la concentración de los componentes, cambia únicamente con la temperatura.

Según la ley de acción de masas, las concentraciones de los componentes de la reacción se incluyen en la ecuación cinética en un grado igual al coeficiente estequiométrico de este componente.

Si, para reaccionar

aA + bB = cC + dD

La ecuación cinética tiene la forma:

Los exponentes a, b, c, d generalmente se denominan órdenes de reacción para los componentes A, B, C, D, y la suma de los exponentes es el orden de reacción general.

Por ejemplo, reacciones como

A ® bB + cC – 1er orden,

2A = bB + cC – 2do orden,

A + B = cC + dD – III orden.

Dado que las concentraciones de todos los componentes que reaccionan están relacionadas entre sí mediante ecuaciones estequiométricas, las ecuaciones cinéticas de primer orden más simples son ecuaciones diferenciales de primer orden con una variable independiente, la concentración, y pueden integrarse.

La ecuación cinética más simple es una ecuación de primer orden del tipo

para cual . (3.4)

Denotamos por la concentración del componente A antes del inicio de la reacción y, habiendo integrado la ecuación bajo la condición de frontera t = 0, [A] = [A 0 ], obtenemos:

O [A]=×e - kt. (3.5)

Por tanto, la dependencia de la velocidad de reacción de la concentración de sustancias es exponencial.

La energía cinética de los gases lo explica así. Según la hipótesis de Arrhenius, una reacción entre moléculas sólo tiene lugar si están activas, es decir, tienen un exceso de energía suficiente para romper los enlaces interatómicos, la llamada energía de activación E A.

Aquellos. la velocidad de una reacción química no depende del número de colisiones de todas las moléculas, sino solo de las activadas.

Según la ley de Boltzmann, el número de moléculas activas

n A = n o * e - E / RT , (3.6)

donde: E – energía de activación,

T – temperatura de la mezcla de gases,

n o – número total de moléculas.

Entonces el número de colisiones efectivas, que coincide con la velocidad de reacción, es igual a:

υ р = Z eff = Z 0 * e - E / RT , (3.7)

donde: Z 0 – número total de colisiones de moléculas.

1) la velocidad de reacción es proporcional a la concentración de moléculas activas, cuyo número depende de la temperatura y presión en la mezcla, ya que la presión es el número de moléculas que chocan con cualquier superficie;

2) una reacción solo es posible si las moléculas que interactúan reciben un cierto suministro de energía suficiente para romper o debilitar los enlaces interatómicos. La activación implica la transición de moléculas a un estado en el que es posible una transformación química.

Muy a menudo, el proceso de activación se produce mediante la formación de compuestos atómicos intermedios inestables pero muy activos.

Así, no sólo los procesos endotérmicos requieren un aporte externo de energía, sino también los exotérmicos. Para que se produzca una reacción exotérmica, es necesario impartirle algún impulso de energía térmica. Por ejemplo, para que se produzca una reacción de combustión en una mezcla de hidrógeno y oxígeno, es necesario encenderla.

La cantidad mínima de energía térmica necesaria para "iniciar" una reacción química se llama energía de activación.

3.5. Energía de activación de una reacción.

Para explicar este fenómeno se suele utilizar el siguiente ejemplo (Fig. 9):

Hay una pelota en la plataforma. El sitio está ubicado frente al tobogán. Por lo tanto, la pelota podría haber rodado hacia abajo por sí sola si no fuera por el tobogán. Pero para un descenso espontáneo, es necesario elevarlo hasta la cima del tobogán. Esto liberará no sólo la energía de subir la colina, sino también la energía de bajar.

Arroz. 9. Esquema de activación de la reacción.

Consideremos dos reacciones:

1) H 2 + O 2 = H 2 O-

2) H 2 O = H 2 + O 2 +

Como puede verse en la figura, E 2 =+E 1;

En general, para cualquier reacción.

.

Y el signo del efecto térmico depende de la diferencia entre E 1 y E 2, que siempre son positivas.

Así, la energía de activación es la energía necesaria para transformar las sustancias que reaccionan al estado de complejo activo (romper enlaces interatómicos, acercar moléculas, acumular energía en una molécula...).

Al aumentar la temperatura del gas, la proporción de moléculas activas (e -E/ RT) aumenta considerablemente y, por tanto, la velocidad de reacción aumenta exponencialmente. Esta relación se puede ilustrar de la siguiente manera:

Arroz. 10. Dependencia de la velocidad de reacción de la temperatura: 1 – velocidad de la 1.ª reacción, 2 – velocidad de la 2.ª reacción.

Como puede verse en la Figura 10, la velocidad de la primera reacción es menor que la velocidad de la segunda reacción y la energía de activación de la primera reacción es mayor que E de la segunda. Y a la misma temperatura T 2 υ 2 > υ 1 . Cuanto mayor sea la energía de activación, mayor será la temperatura requerida para alcanzar una velocidad de reacción determinada.

La razón de esto es que cuando E es mayor, los enlaces interatómicos existentes en las moléculas de los componentes que reaccionan son más fuertes y se necesita más energía para vencer estas fuerzas. En este caso, la proporción de moléculas activas es correspondientemente menor.

De lo anterior queda claro que la magnitud de la energía de activación es la característica más importante de un proceso químico. Determina la altura de la barrera energética, cuya superación es una condición para que se produzca la reacción. Por otro lado, caracteriza la velocidad de reacción en función de la temperatura, es decir. cuanto mayor sea la energía de activación, mayor será la temperatura para lograr una reacción determinada.

3.6. Catálisis.

Además de aumentar la temperatura y la concentración de sustancias, utilizan catalizadores, es decir. Sustancias que se introducen en una mezcla reactiva, pero que no se consumen durante la reacción, sino que la aceleran reduciendo la energía de activación.

El proceso de aumentar la velocidad de reacción utilizando catalizadores se llama catálisis.

Los catalizadores participan en reacciones intermedias para crear un complejo activado debilitando los enlaces en las moléculas de las sustancias de partida, su descomposición, la adsorción de moléculas en la superficie del catalizador o la introducción de partículas activas del catalizador.

La naturaleza de la participación del catalizador se puede explicar mediante el siguiente diagrama:

Reacción sin catalizador: A + B = AB.

Con catalizador X: A + X = AX ® AX + B = AB + X.

Presentemos una imagen similar a la que se muestra en la Fig. 9.

Arroz. 11. Diagrama de funcionamiento del catalizador: E b.cat Y mi con gato– energía de activación de la reacción sin catalizador y con catalizador, respectivamente.

Cuando se introduce un catalizador (Fig. 11), la reacción puede proceder por un camino diferente con una barrera energética más baja. Esta vía corresponde a un nuevo mecanismo de reacción mediante la formación de otro complejo activado. Y la nueva barrera energética inferior puede ser superada por un mayor número de partículas, lo que conduce a un aumento de la velocidad de reacción.

Cabe señalar que la energía de activación de la reacción inversa disminuye en la misma cantidad que la energía de activación de la reacción directa, es decir ambas reacciones se aceleran por igual, y los catalizadores no inician la reacción, solo acelerarán la reacción, lo que podría ocurrir en su ausencia, pero mucho más lentamente.

Los productos intermedios de la reacción pueden convertirse en catalizadores, entonces esta reacción se llama autocatalítica. Entonces, si la velocidad de las reacciones ordinarias disminuye a medida que se consumen los reactivos, entonces la reacción de combustión, debido a la autocatálisis, se autoacelera y es autocatalítica.

Muy a menudo, como catalizadores se utilizan sustancias sólidas que adsorben moléculas de sustancias reactivas. Durante la adsorción, los enlaces de las moléculas que reaccionan se debilitan y, por tanto, se facilita la reacción entre ellas.

¿Qué es la adsorción?

3.7. Adsorción.

Adsorción- absorción superficial de una sustancia de un medio o solución gaseosa por la capa superficial de otra sustancia, líquida o sólida.

Por ejemplo, la adsorción de gases tóxicos en la superficie del carbón activado utilizado en las máscaras antigás.

Se hace una distinción entre adsorción física y química.

En físico adsorción, las partículas capturadas conservan sus propiedades, y cuando químico– se forman compuestos químicos del adsorbato con el adsorbente.

El proceso de adsorción va acompañado de la liberación de calor. Para la adsorción física es insignificante (1-5 kcal/mol), para la adsorción química es mucho mayor (10-100 kcal/mol). Esto puede acelerar las reacciones químicas durante la catálisis.

Para procesos de combustión y explosión, se pueden dar los siguientes ejemplos:

1. La temperatura de autoignición de la mezcla H 2 + O 2 es 500 0 C. En presencia de un catalizador de paladio, disminuye a 100 0 C.

2. Los procesos de combustión espontánea del carbón comienzan con la adsorción química de oxígeno en la superficie de las partículas de carbón.

3. Cuando se trabaja con oxígeno puro, el oxígeno se absorbe bien en la ropa (adsorción física). Y en presencia de una chispa o una llama, la ropa se incendia fácilmente.

4. Los aceites técnicos absorben y absorben bien el oxígeno para formar una mezcla explosiva. La mezcla explota espontáneamente, sin fuente de ignición (absorción química).